>

7 grupe principale subgrup caracteristici generale. Caracteristicile generale ale elementelor grupei VII, o subgrupă laterală a sistemului periodic D

R-ELEMENTE

REGLEMENTAREA NORMATIVĂ A CONTABILITĂȚII ÎN FEDERAȚIA RUSĂ

Sistemul de reglementare al contabilității din Rusia constă din patru niveluri de documente.

Primul nivel sistemele de reglementare contabilă sunt constituite prin legi și alte acte legislative: Codul civil al Federației Ruse (adoptat de Duma de Stat - partea 1 din 21/10/95, partea 2 din 01/03/96), Legea federală din 11/ 21/96 Nr. 129-FZ „Cu privire la contabilitate”, Regulamentul privind contabilitatea și raportarea financiară în Federația Rusă din 29 iulie 1998 Nr. 34n.

Al doilea nivel sistemele de reglementare normativă a contabilității fac prevederi (standarde) privind contabilitatea. Aceste documente sintetizează principiile și regulile de bază ale contabilității, stabilesc conceptele de bază legate de domeniile individuale ale contabilității.

Al treilea nivel Sistemul standardelor de reglementare contabilă este determinat de documente în care sunt date posibile tehnici contabile cu exemple de dezvăluire a unui mecanism specific de aplicare a acestora la un anumit tip de activitate. Acestea includ linii directoare pentru contabilitate, incl. în instrucțiuni, recomandări etc.

Al patrulea nivel în sistemul contabilității de reglementare este ocupată de documente de lucru (documente de reglementare internă) ale organizației care formează politica contabilă a acesteia sub aspect metodologic, tehnic și organizatoric.

Fluorul, clorul, bromul, iodul și astatinul sunt denumiți în mod colectiv halogeni („producător de sare”). Atomii de halogen au 7 electroni în nivelul lor de energie exterior și configurația lor electronică comună este ns 2 np 5 .

Pe baza constantelor fizice ale atomilor se pot trage următoarele concluzii:

n Razele aparente ale atomilor neutri cresc corect odata cu cresterea numarului de straturi cuantice, i.e. în sensul creșterii numărului ordinal al elementului.

n Valoarea OEO scade odată cu creșterea razelor aparente ale atomilor neutri, prin urmare, proprietățile oxidante scad, iar proprietățile reducătoare cresc pentru atomii neutri.

n Odată cu creșterea numărului de serie al elementelor, se observă o slăbire treptată a proprietăților nemetalice și o creștere a proprietăților metalice.

Prezența a 7 electroni în nivelul de energie exterior caracterizează capacitatea halogenilor de a prezenta o stare de oxidare negativă de 1- și toți halogenii sunt capabili să formeze ioni negativi încărcați individual. Tendința de a forma ioni încărcați negativ în seria de halogen de la fluor la iod este slăbită. Incapacitatea de a excita electronii perechi ai fluorului (absența unui d-orbital vacant în al doilea nivel cuantic) explică faptul că fluorul prezintă o stare de oxidare constantă de 1-. Pentru alți atomi de halogen, electronii perechi secvențial pot fi excitați la d-orbitali liberi. Și se caracterizează prin manifestarea stărilor de oxidare 1+,3+,5+,7+ (astatina nu are +7).



DISTRIBUȚIE ÎN NATURĂ

Dintre halogeni, cei mai des întâlniți sunt clorul (0,19%) și fluorul (0,03%). Clorul și bromul sunt concentrate în apele oceanelor, mărilor și lacurilor sărate.

Bromul, iodul și astatinul sunt oligoelemente și nu își formează propriile minerale. Iodul în natură este mai puțin decât uraniu, germaniu, lutețiu și alte elemente. Halogenii nu se găsesc în formă liberă în natură. Principalele minerale care conțin fluor sunt fluorit CaF 2 (fluorspat), Na 3 criolitul și fluorapatita 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca(F,Cl) 2 . Clorul face parte din minerale atât de importante precum halit NaCl, sylvin KCl, carnalit KCl MgCl 2 6H 2 O.

Astatina este unul dintre cele mai rare elemente de pe Pământ. Stratul de suprafață al scoarței terestre de 1,6 km grosime conține aproximativ 70 mg de astatin. Astatin - din grecescul astatos (instabil).

Fluorul se gaseste in corpul animalelor si al oamenilor (oase, smaltul dintilor), al plantelor, ceapa si lintea sunt cele mai bogate in fluor.

Bromul - sub formă de săruri K, Na, Mg în apa de mare, în apa unor lacuri (Saki în Crimeea) și ape petroliere de foraj.

Iod - cenușa de alge marine servește ca materie primă pentru obținerea iodului.

Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Foloseste formularul de mai jos

Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.

postat pe http://www.allbest.ru/

Introducere

Grupa VII a sistemului periodic de elemente include mangan, tehnețiu, reniu, bohrium, precum și, conform vechii nomenclaturi, fluor, clor, brom, iod, astatin - care sunt halogeni.

Elementele din grupa 7 au 7 electroni de valență. Toate sunt metale refractare alb-argintiu. În seria Mn -- Tc -- Re, activitatea chimică scade. Conductivitatea electrică a reniului este de aproximativ 4 ori mai mică decât cea a tungstenului. În aer, manganul metalic compact este acoperit cu o peliculă subțire de oxid, care îl protejează de oxidarea ulterioară chiar și atunci când este încălzit. Dimpotrivă, în stare fin divizată, se oxidează destul de ușor.

La nivel de energie externă, halogenii au 7 electroni, sunt agenți oxidanți puternici. Când interacționează cu metalele, are loc o legătură ionică și se formează săruri. Halogenii (cu excepția fluorului), atunci când interacționează cu mai multe elemente electronegative, pot prezenta, de asemenea, proprietăți reducătoare până la cea mai mare stare de oxidare de +7.

Tehnețiul și bohriul sunt radioactive cu un timp de înjumătățire destul de scurt, motiv pentru care nu se găsesc în natură. Manganul aparține elementelor comune, reprezentând 0,03% din numărul total de atomi din scoarța terestră.

În ceea ce privește halogenii, aceștia sunt foarte reactivi, prin urmare se găsesc în natură, de obicei, sub formă de compuși. Abundența lor în scoarța terestră scade pe măsură ce raza atomică crește de la fluor la iod.

element halogen astatin mangan

1. al șapteleaa treia grupă a sistemului periodic

1,1 Glavă subgrupul celui de-al șaptelea grup. Halogeni

Subgrupul principal al grupei VII include elementele fluor, clor, brom, iod, astatin.

Halogeni (din grecescul ?lt - sare și gEnpt - naștere, origine; uneori se folosește denumirea învechită de halogeni) - elemente chimice din grupa VII a tabelului periodic al elementelor chimice a lui D. I. Mendeleev

Reacţionează cu aproape toate substanţele simple, cu excepţia unor nemetale. Toți halogenii sunt agenți oxidanți energetici, prin urmare ei apar în natură numai sub formă de compuși. Odată cu creșterea numărului de serie, activitatea chimică a halogenilor scade, activitatea chimică a ionilor de halogenură F ? ,Cl? , Br? , eu? , La? scade.

Toți halogenii sunt nemetale. La nivelul de energie exterior, 7 electroni sunt agenți puternici de oxidare. Când interacționează cu metalele, are loc o legătură ionică și se formează săruri. Halogenii (cu excepția fluorului), atunci când interacționează cu mai multe elemente electronegative, pot prezenta, de asemenea, proprietăți reducătoare până la cea mai mare stare de oxidare de +7.

După cum s-a menționat mai sus, halogenii sunt foarte reactivi, așa că apar de obicei în natură sub formă de compuși.

Abundența lor în scoarța terestră scade pe măsură ce raza atomică crește de la fluor la iod. Cantitatea de astatin din scoarța terestră este măsurată în grame, iar ununseptium este absent în natură. Fluorul, clorul, bromul și iodul sunt produse la scară industrială, cu volume de producție de clor semnificativ mai mari decât ceilalți trei halogeni stabili.

În natură, aceste elemente apar în principal sub formă de halogenuri (cu excepția iodului, care apare și sub formă de iodat de sodiu sau de potasiu în depozitele de nitrați de metale alcaline). Deoarece multe cloruri, bromuri și ioduri sunt solubile în apă, acești anioni sunt prezenți în ocean și în saramurele naturale. Principala sursă de fluor este fluorura de calciu, care este foarte puțin solubilă și se găsește în rocile sedimentare (sub formă de fluorit CaF 2).

Principala modalitate de a obține substanțe simple este oxidarea halogenurilor. Potențialele de electrod standard pozitive ridicate E o (F 2 /F ?) \u003d +2,87 V și E o (Cl 2 /Cl ?) \u003d +1,36 V arată că ionii F oxidanți? și Cl? posibil numai cu agenți oxidanți puternici. În industrie se folosește doar oxidarea electrolitică. La obținerea fluorului nu se poate folosi o soluție apoasă, deoarece apa este oxidată la un potențial mult mai mic (+1,32 V) și fluorul rezultat ar reacționa rapid cu apa. Fluorul a fost obținut pentru prima dată în 1886 de chimistul francez Henri Moissan prin electroliza unei soluții de fluorură de potasiu KHF 2 în acid fluorhidric anhidru.

În industrie, clorul se obține în principal prin electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu în electrolizoare speciale. În acest caz, au loc următoarele reacții:

jumătate de reacție la anod:

semireacție la catod:

Oxidarea apei la anod este suprimată prin utilizarea unui material de electrod care are o supratensiune mai mare în raport cu O2 decât în ​​raport cu CI2 (un astfel de material este, în special, RuO2).

În electrolizatoarele moderne, spațiile catodice și anodice sunt separate de o membrană polimerică schimbătoare de ioni. Membrana permite cationilor Na + să treacă de la anod în spațiul catodic. Tranziția cationilor menține neutralitatea electrică în ambele părți ale celulei, deoarece în timpul electrolizei ionii negativi sunt îndepărtați din anod (conversia 2Cl ? în Cl 2) și se acumulează la catod (formarea OH ?). OH mișcare? în direcția opusă ar putea menține și electroneutritatea, dar OH ? ar reacționa cu Cl 2 și ar anula întregul rezultat.

Bromul este obținut prin oxidarea chimică a ionului de bromur găsit în apa de mare. Un proces similar este folosit și pentru a obține iod din saramură naturală bogată în I? . În ambele cazuri, clorul, care are proprietăți oxidante mai puternice, este utilizat ca agent de oxidare, iar Br2 și I2 rezultate sunt îndepărtați din soluție printr-un curent de aer.

Tabelul 1, Unele proprietățihalogeni.

1.2 Fluor

Fluor(lat. Fluorum), F, un element chimic din grupa VII a sistemului periodic al lui Mendeleev, se referă la halogeni, numărul atomic 9, masa atomică 18,998403; în condiții normale (0 ° C; 0,1 MN / m 2 sau 1 kgf / cm 2) - un gaz galben pal cu miros înțepător.

Fluorul natural constă dintr-un izotop stabil 19 F. Au fost obținuți artificial un număr de izotopi, în special: 16 F cu un timp de înjumătățire T S< 1 сек, 17 F (T Ѕ = 70 сек) , 18 F (T Ѕ = 111 мин) , 20 F (T Ѕ = 11,4 сек) , 21 F (T Ѕ = 5 сек).

Referință istorică. Primul compus cu fluor - fluorit (fluorspat) CaF 2 - a fost descris la sfârșitul secolului al XV-lea sub denumirea de „fluor” (din latinescul fluo - flux, datorită proprietății CaF 2 de a face fluide zgura vâscoasă din industriile metalurgice). -curgere). În 1771, K. Scheele a obţinut acid fluorhidric. Fluorul liber a fost izolat de A. Moissan în 1886 prin electroliza hidrogenului fluorhidric lichid anhidru care conţine un amestec de fluorură de potasiu acidă KHF2.

Chimia fluorului a început să se dezvolte în anii 1930, mai ales rapid în timpul celui de-al Doilea Război Mondial (1939-1945) și după acesta în legătură cu nevoile industriei nucleare și ale tehnologiei rachetelor. Denumirea „Fluor” (din grecescul phthoros – distrugere, moarte), propusă de A. Ampère în 1810, este folosită numai în limba rusă; în multe ţări se adoptă denumirea de „fluor”.

Distribuția fluorului în natură. Conținutul mediu de Fluor în scoarța terestră (clarke) este de 6,25·10 -2% în greutate; în rocile magmatice acide (granite) este de 8·10 -2%, în bazice - 3,7·10 -2%, în ultrabazice - 1·10 -2%. Fluorul este prezent în gazele vulcanice și în apele termale. Cei mai importanți compuși ai fluorului sunt fluoritul, criolitul și topazul. În total, sunt cunoscute peste 80 de minerale care conțin fluor. Compușii cu fluor se găsesc și în apatite, fosforite și altele. Fluorul este un element biogen important. În istoria Pământului, produsele erupțiilor vulcanice (gaze etc.) au fost sursa de intrare a fluorului în biosferă.

Proprietățile fizice ale fluorului. Fluorul gazos are o densitate de 1,693 g/l (0°C și 0,1 MN/m2, sau 1 kgf/cm2), lichid - 1,5127 g/cm3 (la punctul de fierbere); t pl -219,61 ° С; t kip -188,13 ° С. Molecula de fluor este formată din doi atomi (F 2); la 1000 °C, 50% din molecule se disociază, energia de disociere este de aproximativ 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluorul este slab solubil în acid fluorhidric lichid; solubilitate 2,5 10 -3 g în 100 g HF la -70 °C și 0,4 10 -3 g la -20 °C; sub formă lichidă, este infinit solubil în oxigen lichid și ozon.

Proprietățile chimice ale fluorului. Configurația electronilor exteriori ai atomului de fluor este 2s 2 2p 5 . În compuși, prezintă o stare de oxidare de -1. Raza covalentă a atomului este 0,72E, raza ionică este 1,33E. Afinitate electronică 3,62 eV, energie de ionizare (F > F+) 17,418 eV. Valorile ridicate ale afinității electronice și ale energiei de ionizare explică electronegativitatea puternică a atomului de fluor, cel mai mare dintre toate celelalte elemente. Reactivitatea ridicată a fluorului determină exotermicitatea fluorurii, care, la rândul său, este determinată de energia de disociere anormal de scăzută a moleculei de fluor și de valorile mari ale energiei de legătură a atomului de fluor cu alți atomi. Fluorurarea directă are un mecanism în lanț și se poate transforma cu ușurință în ardere și explozie. Fluorul reacționează cu toate elementele, cu excepția heliului, neonului și argonului. Interacționează cu oxigenul într-o descărcare strălucitoare, formând la temperaturi scăzute fluoruri de oxigen O 2 F 2 , O 3 F 2 și altele. Reacțiile fluorului cu alți halogeni sunt exoterme, ducând la formarea de compuși interhalogeni. Clorul interacționează cu Fluorul când este încălzit la 200-250 "C, dând monofluorura de clor ClF și trifluorura de clor ClF 3. Este cunoscut și ClF 5, obținut prin fluorurarea ClF 3 la temperatură ridicată și o presiune de 25 MN/m2 (250 kgf/). cm2). Bromul și iodul se aprind într-o atmosferă de Fluor la temperatură obișnuită, în timp ce se pot obține BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2. Fluorul reacţionează direct cu criptonul, xenonul și radonul, formând fluorurile corespunzătoare (de exemplu, XeF4, XeF6, KrF2 Oxifluorurile de xenon sunt de asemenea cunoscute.

Interacțiunea fluorului cu sulful este însoțită de degajare de căldură și duce la formarea a numeroase fluoruri de sulf. Seleniul și telurul formează fluorurile superioare SeF6 și TeF6. Fluorul cu hidrogenul reacționează la aprindere; aceasta produce fluorură de hidrogen. Aceasta este o reacție radicală de ramificare în lanț:

HF* + H2 = HF + H2*; H 2 * + F 2 \u003d HF + H + F

(unde HF* și H2* sunt molecule într-o stare excitată vibrațional); reacția este utilizată în laserele chimice. Fluorul reacţionează cu azotul numai într-o descărcare electrică. Cărbunele, atunci când interacționează cu Fluorul, se aprinde la temperaturi obișnuite; grafitul reacționează cu acesta sub încălzire puternică, în timp ce formarea de fluorură de grafit solidă (CF) X sau perfluorocarburi gazoase CF 4 , C 2 F 6 și altele este posibilă. Fluorul reacționează cu bor, siliciu, fosfor și arsen la rece, formând fluorurile corespunzătoare.

Fluorul se combină puternic cu majoritatea metalelor; metalele alcaline și alcalino-pământoase se aprind într-o atmosferă de fluor la rece, Bi, Sn, Ti, Mo, W - cu ușoară încălzire. Hg, Pb, U, V reacționează cu Fluorul la temperatura camerei, Pt - la o căldură roșu închis. Când metalele reacţionează cu fluor, de regulă, se formează fluoruri superioare, de exemplu, UF6, MoF6, HgF2. Unele metale (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reacţionează cu Fluorul pentru a forma o peliculă protectoare de fluor care împiedică reacţiile ulterioare.

Când fluorul interacționează cu oxizii metalici la rece, se formează fluoruri metalice și oxigen; este posibilă şi formarea de oxifluoruri metalice (de ex. MoO 2 F 2). Oxizii nemetalici fie adaugă fluor, de exemplu SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, fie oxigenul din ei este înlocuit cu fluor, de exemplu SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Sticla reactioneaza foarte lent cu Fluorul; în prezența apei, reacția se desfășoară rapid. Apa interacționează cu Fluorul: 2Н 2 О + 2F 2 = 4HF + О 2 ; în acest caz, se formează de asemenea OF 2 şi peroxid de hidrogen H 2 O 2. Oxizii de azot NO și NO2 adaugă ușor fluor pentru a forma fluorură de nitrozil FNO și, respectiv, fluorură de nitril FNO2. Monoxidul de carbon (II) adaugă fluor atunci când este încălzit pentru a forma fluorură de carbonil:

CO + F 2 \u003d COF 2.

Hidroxizii metalici reacţionează cu fluorul pentru a forma fluorură metalică şi oxigen, de exemplu

2Ва(ОН) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2Н 2 О + О 2.

Soluțiile apoase de NaOH și KOH reacţionează cu fluor la 0°C pentru a forma OF2.

Halogenurile de metale sau nemetale interacționează cu Fluorul la rece, iar Fluorul înlocuiește toți halogenii.

Sulfurile, nitrururile și carburile sunt ușor de fluorurat. Hidrururile metalice formează fluorura metalică și HF cu fluor la rece; amoniac (în vapori) - N 2 și HF. Fluorul înlocuiește hidrogenul în acizi sau metale în sărurile acestora, de exemplu HNO3 (sau NaNO3) + F2 = FNO3 + HF (sau NaF); în condiții mai severe, fluorul înlocuiește oxigenul din acești compuși, formând fluorură de sulfuril, de exemplu

Na 2 SO 4 + 2F 2 \u003d 2NaF + SO 2 F 2 + O 2.

Carbonații metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacționează cu fluorul la temperaturi obișnuite; aceasta produce fluorura corespunzătoare, CO2 şi O2.

Fluorul reacționează puternic cu substanțele organice.

Obținerea de fluor. Sursa de producere a fluorului este acidul fluorhidric, care se obţine în principal fie prin acţiunea acidului sulfuric H 2 SO 4 · asupra fluoritului CaF 2, fie prin prelucrarea apatitelor şi fosforitelor. Producția de fluor se realizează prin electroliza unei topituri de fluorură de potasiu acidă KF-(1,8-2,0)HF, care se formează atunci când topitura KF-HF este saturată cu acid fluorhidric la un conținut de 40-41% HF. Materialul pentru celulă este de obicei oțel; electrozi - anod de carbon și catod de oțel. Electroliza se efectuează la 95-100 °C și o tensiune de 9-11 V; Ieșirea curentului de fluor ajunge la 90-95%. Fluorul rezultat conține până la 5% HF, care este îndepărtat prin congelare urmată de absorbție cu fluorură de sodiu. Fluorul este stocat în stare gazoasă (sub presiune) și în formă lichidă (răcit cu azot lichid) în dispozitive din nichel și aliaje pe bază de nichel (monel metal), cupru, aluminiu și aliajele acestuia, alamă și oțel inoxidabil.

Aplicarea fluorului. Fluorul gazos este utilizat pentru fluorurarea UF 4 până la UF 6 utilizat pentru izotopii de separare a uraniului, precum și pentru producerea de trifluorură de clor ClF 3 (agent de fluorurare), hexafluorura de sulf SF 6 (izolator gazos în industria electrică), fluoruri metalice ( de exemplu, W și V). Fluorul lichid este un agent oxidant pentru combustibilii pentru rachete.

Au fost folosiți pe scară largă numeroși compuși cu fluor - fluorură de hidrogen, fluorură de aluminiu, fluoruri de siliciu, acid fluorosulfonic (solvent, catalizator, reactiv pentru obținerea compușilor organici care conțin grupa - SO 2 F), BF 3 (catalizator), compuși organofluorinați și altele.

Ingineria sigurantei. Fluorul este toxic, concentrația maximă admisă în aer este de aproximativ 2·10 -4 mg/l, iar concentrația maximă admisă la expunere timp de cel mult 1 oră este de 1,5·10 -3 mg/l.

Fluorul în organism. Fluorul este inclus constant în compoziția țesuturilor animale și vegetale; oligoelement. Sub formă de compuși anorganici, se găsește în principal în oasele animalelor și ale oamenilor - 100-300 mg / kg; mai ales mult fluor în dinți. Oasele animalelor marine sunt mai bogate în fluor în comparație cu oasele celor terestre. Intră în corpul animalelor și al omului în principal cu apă de băut, conținutul optim de Fluor în care este de 1-1,5 mg/l. Cu o lipsă de fluor, o persoană dezvoltă carii dentare, cu un aport crescut - fluoroză. Concentrațiile mari de ioni de fluor sunt periculoase datorită capacității lor de a inhiba o serie de reacții enzimatice, precum și de a lega elemente importante din punct de vedere biologic. (P, Ca, Mg și altele), tulburându-le echilibrul în organism. Derivații organici de fluor se găsesc numai în unele plante (de exemplu, în Dichapetalum cymosum din Africa de Sud). Principalii sunt derivații de acid fluoroacetic, care sunt toxici atât pentru alte plante, cât și pentru animale. S-a stabilit o relație între schimbul de fluor și formarea țesutului osos al scheletului și, mai ales, al dinților.

Otrăvirea cu fluor este posibilă pentru lucrătorii din industria chimică, în sinteza compușilor care conțin fluor și în producția de îngrășăminte cu fosfor. Fluorul irită tractul respirator și provoacă arsuri ale pielii. În otrăvirea acută, apar iritații ale membranelor mucoase ale laringelui și bronhiilor, ochilor, salivație, sângerări nazale; în cazuri severe - edem pulmonar, afectarea sistemului nervos central și altele; în cronică - conjunctivită, bronșită, pneumonie, pneumoscleroză, fluoroză. Caracterizat prin leziuni ale pielii, cum ar fi eczema. Prim ajutor: spălarea ochilor cu apă, pentru arsuri ale pielii - irigare cu alcool 70%; cu otrăvire prin inhalare - inhalare de oxigen. Prevenire: respectarea normelor de siguranță, purtarea de îmbrăcăminte specială, controale medicale regulate, includerea calciului și vitaminelor în alimentație.

1.3 Clor

Clor(lat. Chlorum), Cl, un element chimic din grupa VII a sistemului periodic Mendeleev, număr atomic 17, masă atomică 35,453; aparține familiei halogenului. În condiţii normale (0°C, 0,1 MN/m2 sau 1 kgf/cm2) un gaz galben-verde cu un miros ascuţit iritant. Clorul natural este format din doi izotopi stabili: 35 Cl (75,77%) și 37 Cl (24,23%). Izotopi radioactivi obținuți artificial cu numere de masă 31-47, în special: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 cu timpi de înjumătățire (TS) respectiv 0,31; 2,5; 1,56 sec; 3,1 105 ani; 37,3, 55,5 și 1,4 min. 36Cl și 38Cl sunt utilizați ca trasori.

Referință istorică. Clorul a fost obţinut pentru prima dată în 1774 de către K. Scheele prin interacţiunea acidului clorhidric cu piroluzitul MnO 2 . Cu toate acestea, abia în 1810, G. Davy a stabilit că clorul este un element și l-a numit clor (din grecescul chloros - galben-verde). În 1813, J. L. Gay-Lussac a propus denumirea de Clor pentru acest element.

Distribuția clorului în natură. Clorul apare în natură numai sub formă de compuși. Conținutul mediu de Clor în scoarța terestră (clarke) este de 1,7·10 -2% în masă, în rocile magmatice acide - granite și altele 2,4·10 -2, în 5·10 -3 bazice și ultrabazice. Migrația apei joacă un rol major în istoria clorului din scoarța terestră. Sub formă de ion de Cl - se găsește în Oceanul Mondial (1,93%), în saramură subterană și în lacurile sărate. Numărul de minerale proprii (în principal cloruri naturale) este de 97, principalul fiind halit NaCl (Sare de rocă). De asemenea, sunt cunoscute depozite mari de cloruri de potasiu și magneziu și cloruri mixte: silvin KCl, silvinită (Na,K)Cl, carnalită KCl MgCl 2 6H 2 O, kainită KCl MgSO 4 3H 2 O, bischofit MgCl 2 6H 2 O. a Pământului, aportul de HCl conținut în gazele vulcanice către părțile superioare ale scoarței terestre a fost de mare importanță.

Proprietățile fizice ale clorului. Clorul are tbp -34,05°C, tpl -101°C. Densitatea clorului gazos în condiții normale este de 3,214 g/l; abur saturat la 0°C 12,21 g/l; clor lichid la punctul de fierbere de 1,557 g/cm 3 ; clor solid la - 102°C 1,9 g/cm3. Presiunea vaporilor saturați ai clorului la 0°C 0,369; la 25°C 0,772; la 100°C 3,814 MN/m2 sau respectiv 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Căldura de fuziune 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); căldură de vaporizare 288 kJ/kg (68,8 cal/g); capacitatea termică a gazului la presiune constantă 0,48 kJ/(kg K) . Constante critice ale clorului: temperatura 144°C, presiunea 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2), densitate 573 g/l, volum specific 1,745·10 -3 l/g. Solubilitate (în g/l) Clor la o presiune parțială de 0,1 MN/m 2, sau 1 kgf/cm 2, în apă 14,8 (0 ° C), 5,8 (30 ° C), 2,8 ( 70 ° C); într-o soluţie de 300 g/l NaCI 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Sub 9,6°C în soluţii apoase se formează hidraţi de clor cu compoziţie variabilă Cl 2 ·nH 2 O (unde n = 6-8); Acestea sunt cristale galbene de singonie cubică, care se descompun atunci când temperatura crește în clor și apă. Clorul se dizolvă bine în TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 și unii solvenți organici (în special în hexan C 6 H 14 și tetraclorură de carbon CCl 4 ). Molecula de clor este diatomică (Cl 2). Gradul de disociere termică a Cl 2 + 243 kJ \u003d 2Cl la 1000 K este de 2,07 10 -4%, la 2500 K 0,909%.

Proprietățile chimice ale clorului. Configurația electronică externă a atomului Cl 3s 2 Зр 5 . În conformitate cu aceasta, clorul din compuși prezintă stări de oxidare -1, +1, +3, +4, +5, +6 și +7. Raza covalentă a atomului este de 0,99E, raza ionică a lui Cl este de 1,82E, afinitatea electronică a atomului de clor este de 3,65 eV, iar energia de ionizare este de 12,97 eV.

Din punct de vedere chimic, clorul este foarte activ, se combină direct cu aproape toate metalele (cu unele doar în prezența umezelii sau la încălzire) și cu nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului, gazelor inerte), formând clorurile corespunzătoare, reacţionează cu mulți compuși, înlocuiește hidrogenul în hidrocarburile saturate și se alătură compușilor nesaturați. Clorul înlocuiește bromul și iodul din compușii lor cu hidrogen și metale; din compușii clorului cu aceste elemente, acesta este înlocuit de fluor. Metalele alcaline în prezența urmelor de umiditate interacționează cu clorul cu aprindere, majoritatea metalelor reacţionează cu clorul uscat numai atunci când sunt încălzite. Oțelul, precum și unele metale, sunt rezistente la clorul uscat la temperaturi scăzute, așa că sunt utilizate pentru fabricarea de echipamente și instalații de depozitare a clorului uscat. Fosforul se aprinde într-o atmosferă de clor, formând РCl 3 , iar la clorinare ulterioară - РCl 5 ; sulf cu clor, la încălzire, dă S 2 Cl 2, SCl 2 și alte S n Cl m. Arsenicul, antimoniul, bismutul, stronțiul, telurul interacționează puternic cu clorul. Un amestec de clor și hidrogen arde cu o flacără incoloră sau galben-verde pentru a forma acid clorhidric (aceasta este o reacție în lanț).

Temperatura maximă a flăcării hidrogen-clor este de 2200°C. Amestecuri de clor cu hidrogen care conțin de la 5,8 la 88,5% H2 sunt explozive.

Clorul formează oxizi cu oxigenul: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 , Cl 2 O 8 , precum și hipocloriți (săruri ale acidului hipocloros), cloriți, clorați și perclorați. Toți compușii cu oxigen ai clorului formează amestecuri explozive cu substanțe ușor oxidabile. Oxizii de clor sunt instabili și pot exploda spontan, hipocloriții se descompun lent în timpul depozitării, clorații și perclorații pot exploda sub influența inițiatorilor.

Clorul din apă este hidrolizat, formând acizi hipocloros și clorhidric: Cl 2 + H 2 O \u003d HClO + HCl. La clorurarea soluțiilor apoase de alcaline la rece, se formează hipocloriți și cloruri: 2NaOH + Cl 2 \u003d NaClO + NaCl + H 2 O, iar când sunt încălzite - clorați. Prin clorurarea hidroxidului de calciu uscat se obține înălbitor.

Când amoniacul reacţionează cu clorul, se formează triclorura de azot. În clorurarea compușilor organici, clorul fie înlocuiește hidrogenul, fie se adaugă prin legături multiple, formând diferiți compuși organici care conțin clor.

Clorul formează compuși interhalogeni cu alți halogeni. Fluorurile ClF, ClF3, ClF3 sunt foarte reactive; de exemplu, într-o atmosferă de ClF 3 vata de sticlă se aprinde spontan. Sunt cunoscuți compuși ai clorului cu oxigen și fluor - Oxifluoruri de clor: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 și perclorat de fluor FClO 4 .

Obținerea de clor. Clorul a început să fie produs în industrie în 1785 prin interacțiunea acidului clorhidric cu oxidul de mangan (II) sau piroluzitul. În 1867, chimistul englez G. Deacon a dezvoltat o metodă de producere a clorului prin oxidarea HCl cu oxigenul atmosferic în prezența unui catalizator. De la sfârșitul secolului al XIX-lea - începutul secolului al XX-lea, clorul a fost produs prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri de metale alcaline. Aceste metode produc 90-95% din clor din lume. Cantități mici de clor sunt obținute întâmplător în producția de magneziu, calciu, sodiu și litiu prin electroliza clorurilor topite. Se folosesc două metode principale de electroliză a soluțiilor apoase de NaCl: 1) în electrolizoare cu catod solid și diafragmă de filtru poroasă; 2) în electrolizoare cu catod de mercur. Conform ambelor metode, clorul gazos este eliberat pe un anod de grafit sau oxid de titan-ruteniu. Conform primei metode, hidrogenul este eliberat la catod și se formează o soluție de NaOH și NaCl, din care se izolează soda caustică comercială prin procesare ulterioară. Conform celei de-a doua metode, pe catod se formează amalgam de sodiu, când se descompune cu apă pură într-un aparat separat, se obține o soluție de NaOH, hidrogen și mercur pur, care intră din nou în producție. Ambele metode dau 1,125 tone de NaOH per 1 tonă de clor.

Electroliza cu diafragmă necesită mai puține investiții de capital pentru producția de clor și produce NaOH mai ieftin. Metoda catodului de mercur produce NaOH foarte pur, dar pierderea de mercur poluează mediul.

Utilizarea clorului. Una dintre ramurile importante ale industriei chimice este industria clorului. Principalele cantități de clor sunt procesate la locul de producere în compuși care conțin clor. Clorul este depozitat și transportat sub formă lichidă în cilindri, butoaie, cisterne feroviare sau în vase special echipate. Pentru țările industriale, următorul consum aproximativ de clor este tipic: pentru producția de compuși organici care conțin clor - 60-75%; compuși anorganici care conțin clor, -10-20%; pentru albirea pulpei și țesăturilor - 5-15%; pentru nevoi sanitare și clorurare a apei - 2-6% din producția totală.

Clorul este, de asemenea, folosit pentru clorurarea unor minereuri pentru a extrage titan, niobiu, zirconiu și altele.

Clorul în organism Clorul este unul dintre elementele biogene, o componentă constantă a țesuturilor vegetale și animale. Conținutul de clor din plante (mult clor în halofite) - de la miimi de procent la procent întreg, la animale - zecimi și sutimi de procent. Necesarul zilnic al unui adult în clor (2-4 g) este acoperit de produsele alimentare. Cu alimente, clorul este de obicei furnizat în exces sub formă de clorură de sodiu și clorură de potasiu. Pâinea, carnea și produsele lactate sunt deosebit de bogate în clor. La animale, clorul este principala substanță osmotic activă în plasma sanguină, limfă, lichidul cefalorahidian și unele țesuturi. Joacă un rol în metabolismul apă-sare, contribuind la reținerea apei de către țesuturi. Reglarea echilibrului acido-bazic în țesuturi se realizează împreună cu alte procese prin modificarea distribuției clorului între sânge și alte țesuturi. Clorul este implicat în metabolismul energetic la plante, activând atât fosforilarea oxidativă, cât și fotofosforilarea. Clorul are un efect pozitiv asupra absorbției oxigenului de către rădăcini. Clorul este necesar pentru producerea de oxigen în timpul fotosintezei de către cloroplastele izolate. Clorul nu este inclus în majoritatea mediilor nutritive pentru cultivarea artificială a plantelor. Este posibil ca concentrații foarte scăzute de clor să fie suficiente pentru dezvoltarea plantelor.

Otrăvirea cu clor este posibilă în industria chimică, celulozei și hârtiei, textilă, farmaceutică și altele. Clorul irită membranele mucoase ale ochilor și ale tractului respirator. Infecția secundară se alătură de obicei modificărilor inflamatorii primare. Intoxicația acută se dezvoltă aproape imediat. Inhalarea concentrațiilor medii și scăzute de clor provoacă senzație de apăsare și durere în piept, tuse uscată, respirație rapidă, dureri de ochi, lacrimare, creșterea nivelului de leucocite în sânge, temperatura corpului etc. Posibilă bronhopneumonie, edem pulmonar toxic, depresie , convulsii . În cazurile ușoare, recuperarea are loc în 3-7 zile. Ca consecințe pe termen lung, se observă catarele tractului respirator superior, bronșita recurentă, pneumoscleroza și altele; posibila activare a tuberculozei pulmonare. La inhalarea prelungită a concentrațiilor mici de clor, se observă forme similare, dar care se dezvoltă încet ale bolii. Prevenirea otrăvirii: etanșarea instalațiilor de producție, echipamente, ventilație eficientă, dacă este necesar, utilizarea unei măști de gaz. Producția de clor, înălbitor și alți compuși care conțin clor aparține industriilor cu condiții de lucru dăunătoare.

1.4 Brom

Brom(lat. Bromum), Br, un element chimic din grupa VII a sistemului periodic al lui Mendeleev, se referă la halogeni; numărul atomic 35, masa atomică 79,904; lichid roșu-brun cu un miros puternic neplăcut. Bromul a fost descoperit în 1826 de chimistul francez A. J. Balard în timp ce studia saramurele din minele de sare mediteraneene; numit din greacă. bromos - duhoare. Bromul natural constă din 2 izotopi stabili 79 Br (50,54%) și 81 Br (49,46%). Dintre izotopii radioactivi obținuți artificial, bromul este cel mai interesant 80 Br, pe exemplul căruia I. V. Kurchatov a descoperit fenomenul de izomerie a nucleelor ​​atomice.

Distribuția bromului în natură. Conținutul de Brom din scoarța terestră (1,6 10 -4% în masă) este estimat la 10 15 -10 16 tone.În masa sa principală, Bromul se află în stare dispersată în rocile magmatice, precum și în halogenuri răspândite. Bromul este un însoțitor constant al clorului. Sărurile de brom (NaBr, KBr, MgBr 2) se găsesc în depozitele de săruri clorurate (în sarea de masă până la 0,03% Br, în sărurile de potasiu - silvita și carnalit - până la 0,3% Br), precum și în apa de mare (0,065%) % Br), saramură din lacurile sărate (până la 0,2% Br) și saramură subterană, asociată de obicei cu zăcăminte de sare și ulei (până la 0,1% Br). Datorită solubilității lor bune în apă, sărurile de brom se acumulează în saramurele reziduale ale corpurilor de apă de mare și lac. Bromul migrează sub formă de compuși ușor solubili, formând foarte rar forme minerale solide reprezentate de bromirit AgBr, embolit Ag (Cl, Br) și iodoembolit Ag (Cl, Br, I). Formarea mineralelor are loc în zonele de oxidare a zăcămintelor purtătoare de sulfuri de argint, care se formează în regiunile deșertice aride.

Proprietățile fizice ale bromului. La -7,2°C, bromul lichid se solidifică, transformându-se în cristale aciculare roșii-maronii cu o ușoară strălucire metalică. Vaporii de brom sunt de culoare galben-brun, bp 58,78°C. Densitatea bromului lichid (la 20°C) 3,1 g/cm3. Bromul este solubil în apă într-o măsură limitată, dar mai bine decât alți halogeni (3,58 g de brom în 100 g de H 2 O la 20 ° C). Sub 5,84 ° C, din apă precipită cristale roșu granat de Br 2 8H 2 O. Bromul este deosebit de bine solubil în mulți solvenți organici, care este folosit pentru extragerea din soluții apoase. Bromul în stare solidă, lichidă și gazoasă este format din molecule cu 2 atomi. Disocierea vizibilă în atomi începe la o temperatură de aproximativ 800°C; disocierea se observă şi sub acţiunea luminii.

Proprietățile chimice ale bromului. Configurația electronilor exteriori ai atomului de brom este 4s 2 4p 5 . Valența bromului în compuși este variabilă, starea de oxidare este -1 (în bromuri, de exemplu KBr), +1 (în hipobromiți, NaBrO), +3 (în bromiți, NaBrO 2), +5 (în bromiți, KBrOz). ) și +7 (în perbromați, NaBrO4). Din punct de vedere chimic, Bromul este foarte activ, ocupând un loc în reactivitate între clor și iod. Interacțiunea bromului cu sulful, seleniul, telurul, fosforul, arsenul și antimoniul este însoțită de încălzire puternică, uneori chiar și apariția unei flăcări. Bromul reacționează la fel de puternic cu anumite metale, precum potasiul și aluminiul. Cu toate acestea, multe metale reacţionează cu brom anhidru cu dificultate din cauza formării unei pelicule protectoare de bromură pe suprafaţa lor, care este insolubilă în brom. Dintre metale, cele mai rezistente la actiunea Bromului, chiar si la temperaturi ridicate si in prezenta umezelii, sunt argintul, plumbul, platina si tantalul (aurul, spre deosebire de platina, reactioneaza viguros cu Bromul). Bromul nu se combină direct cu oxigenul, azotul și carbonul chiar și la temperaturi ridicate. Compușii de brom cu aceste elemente se obțin indirect. Este vorba despre oxizi extrem de fragili Br 2 O, BrO 2 si Br 3 O 8 (acesta din urma se obtine, de exemplu, prin actiunea ozonului asupra Bromului la 80°C). Bromul interacționează direct cu halogenii, formând BrF3, BrF5, BrCl, IBr și altele.

Bromul este un agent oxidant puternic. Deci, oxidează sulfiții și tiosulfații în soluții apoase la sulfați, nitriți la nitrați, amoniacul la azot liber (3Br 2 + 8NH 3 \u003d N 2 + NH 4 Br). Bromul înlocuiește iodul din compușii săi, dar este însuși înlocuit de clor și fluor. Bromul liber este eliberat din soluțiile apoase de bromuri și sub acțiunea agenților oxidanți puternici (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7) într-un mediu acid. Când este dizolvat în apă, bromul reacționează parțial cu acesta (Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO) pentru a forma acid bromhidric HBr și acid hipobrom instabil HBrO. O soluție de brom în apă se numește apă cu brom. Când bromul este dizolvat în soluții alcaline la rece, se formează bromură și hipobromit (2NaOH + Br 2 \u003d NaBr + NaBrO + H 2 O), iar la temperaturi ridicate (aproximativ 100 ° C) - bromură și bromat (6NaOH + 3Br). 2 \u003d 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O). Dintre reacțiile bromului cu compușii organici, cele mai caracteristice sunt adăugarea unei duble legături C=C, precum și înlocuirea hidrogenului (de obicei sub acțiunea catalizatorilor sau a luminii).

Ia-l pe Brom. Materia primă pentru obținerea bromului este apa de mare, saramură de lac și subterană și lichide de producție de potasiu, care conțin brom sub formă de ion de bromur Br - (de la 65 g/m 3 în apă de mare la 3-4 kg/m 3 și mai mult în producția de lichioruri de potasiu). Bromul este izolat cu clor (2Br - + Cl 2 = Br 2 + 2Cl -) și distilat din soluție cu abur sau aer. Decaparea cu abur se realizează în coloane din granit, ceramică sau alt material rezistent la Brom. Saramura încălzită este introdusă în coloană de sus, iar clorul și aburul sunt alimentate de jos. Vaporii de brom care părăsesc coloană sunt condensați în condensatoare ceramice. Apoi, bromul este separat de apă și purificat de impuritățile de clor prin distilare. Decaparea cu aer face posibilă utilizarea saramurilor cu un conținut scăzut de brom pentru producerea de brom, din care nu este rentabilă separarea bromului prin metoda cu abur, ca urmare a unui consum mare de abur. Din amestecul brom-aer rezultat, bromul este captat de absorbanții chimici. Pentru aceasta se folosesc soluții de bromură de fier (2FeBr 2 + Br 2 = 2FeBr 3), care, la rândul lor, se obțin prin reducerea FeBr 3 cu așchii de fier, precum și soluții de hidroxid de sodiu sau carbonați sau dioxid de sulf gazos, care reacționează cu bromul în prezența vaporilor de apă cu formarea de acizi bromhidric și sulfuric (Br 2 + SO 2 + 2H 2 O \u003d 2HBr + H 2 SO 4). Din intermediarii rezultați, bromul este izolat prin acțiunea clorului (din FeBr 3 și HBr) sau a acidului (5NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 SO 4 \u003d 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O). Dacă este necesar, intermediarii sunt procesați în compuși de brom fără izolarea bromului elementar.

Inhalarea vaporilor de brom cu conținutul lor în aer de 1 mg/m 3 sau mai mult provoacă tuse, secreții nazale, epistaxis, amețeli, cefalee; la concentrații mai mari - sufocare, bronșită, uneori moarte. Concentrația maximă admisă de vapori de brom în aer este de 2 mg/m 3 . Bromul lichid acționează asupra pielii, provocând arsuri care se vindecă slab. Bromul trebuie manipulat în hote. În caz de otrăvire cu vapori de brom, se recomandă inhalarea amoniacului, folosind în acest scop o soluție foarte diluată a acestuia în apă sau în alcool etilic. Durerea în gât cauzată de inhalarea vaporilor de brom este ameliorată prin ingestia de lapte fierbinte. Bromul care intră pe piele este spălat cu multă apă sau eliminat cu un jet puternic de aer. Locurile arse sunt unse cu lanolină.

Aplicarea lui Brom. Bromul este folosit destul de larg. Este produsul de pornire pentru obținerea unui număr de săruri de brom și derivați organici. Cantități mari de brom sunt folosite pentru a produce bromură de etil și dibrometan, care sunt componente ale unui lichid etil adăugat la benzine pentru a le crește rezistența la detonare. Compușii de brom sunt utilizați în fotografie, în producerea unui număr de coloranți, bromură de metil și alți compuși ai bromului - ca insecticide. Unii compuși organici de brom servesc ca agenți de stingere a incendiilor eficienți. Bromul și apa cu brom sunt folosite în analizele chimice pentru a determina multe substanțe. În medicină, se folosesc bromuri de sodiu, potasiu, amoniu, precum și compuși organici ai bromului, care sunt utilizați pentru nevroză, isterie, iritabilitate, insomnie, hipertensiune arterială, epilepsie și coree.

Brom în organism. Bromul este o componentă permanentă a țesuturilor animale și vegetale. Plantele terestre conțin în medie 7·10 -4% Brom per substanță umedă, animalele ~1·10 -4%. Bromul se găsește în diverse secrete (lacrimi, salivă, transpirație, lapte, bilă). În sângele unei persoane sănătoase, conținutul de brom variază de la 0,11 la 2,00 mg%. Cu ajutorul Bromului radioactiv (82 Br) s-a stabilit absorbția selectivă a acestuia de către glanda tiroidă, medulara rinichilor și glanda pituitară. Bromurile introduse în corpul animalelor și al oamenilor cresc concentrația proceselor de inhibiție în cortexul cerebral, contribuie la normalizarea stării sistemului nervos afectat de suprasolicitarea procesului inhibitor. În același timp, persistând în glanda tiroidă, bromul intră într-o relație competitivă cu iodul, care afectează activitatea glandei și, în legătură cu aceasta, starea metabolismului.

1.5 Iod

iod(lat. Iodum), I, un element chimic din grupa VII a sistemului periodic Mendeleev, se referă la halogeni (denumirea învechită de Iod și simbolul J se găsesc și în literatură); numărul atomic 53, masa atomică 126,9045; cristale de culoare negru-gri cu un luciu metalic. Iodul natural constă dintr-un izotop stabil cu un număr de masă de 127. Iodul a fost descoperit în 1811 de chimistul francez B. Courtois. Încălzind saramura mamă de cenușă de alge marine cu acid sulfuric concentrat, el a observat eliberarea unui vapor violet (de unde și numele Iod - din greacă. iodes, ioeides - asemănător ca culoare cu violet, violet), care s-a condensat sub formă de întuneric. cristale lamelare lucioase. În 1813-1814, chimistul francez J. L. Gay-Lussac și chimistul englez G. Davy au dovedit natura elementară a iodului.

Distribuția iodului în natură. Conținutul mediu de iod din scoarța terestră este de 4,10 -5% în greutate. În manta și magme și în rocile formate din acestea (granite, bazalt și altele), sunt împrăștiați compuși de iod; mineralele profunde ale iodului sunt necunoscute. Istoria iodului din scoarța terestră este strâns legată de materia vie și migrația biogenă. În biosferă se observă procese de concentrare a acesteia, în special de către organismele marine (alge, bureți și altele). Se știe că opt minerale hipergene de iod se formează în biosferă, dar sunt foarte rare. Rezervorul principal de iod pentru biosferă este Oceanul Mondial (1 litru conține în medie 5·10 -5 g de iod). Din ocean, compușii de iod, dizolvați în picături de apă de mare, intră în atmosferă și sunt transportați de vânturi către continente. (Locațiile îndepărtate de ocean sau împrejmuite de vânturile mării de munți sunt sărăcite în iod) Iodul este ușor adsorbit de materia organică din sol și nămoluri marine. Odată cu compactarea acestor nămoluri și formarea de roci sedimentare, are loc desorbția, o parte din compușii de iod trec în apele subterane. Așa se formează apele iod-brom utilizate pentru extracția iodului, care sunt caracteristice în special zonelor de zăcăminte de petrol (pe alocuri 1 litru din aceste ape conține peste 100 mg de iod).

Proprietățile fizice ale iodului. Densitatea iodului este de 4,94 g/cm3, tpl 113,5°C, bp t 184,35°C. Molecula de iod lichid și gazos este formată din doi atomi (I 2). O disociere notabilă a I 2 = 2I se observă peste 700 °C, precum și sub acțiunea luminii. Deja la temperaturi obișnuite, iodul se evaporă, formând un vapor violet cu miros ascuțit. Cu încălzire slabă, iodul se sublimează, depunându-se sub formă de plăci subțiri strălucitoare; acest proces servește la purificarea iodului în laboratoare și în industrie. Iodul este slab solubil în apă (0,33 g / l la 25 ° C), bine - în disulfură de carbon și solvenți organici (benzen, alcool și alții), precum și în soluții apoase de ioduri.

Proprietățile chimice ale iodului. Configurația electronilor exteriori ai atomului de iod este 5s 2 5p 5 . În conformitate cu aceasta, iodul prezintă valență variabilă (starea de oxidare) în compuși: -1 (în HI, KI), +1 (în HIO, KIO), +3 (în ICl 3), +5 (în HIO 3, KIO). 3) și +7 (în HIO4, KIO4). Din punct de vedere chimic, iodul este destul de activ, deși într-o măsură mai mică decât clorul și bromul. Cu metalele, iodul interacționează puternic cu încălzirea luminii, formând ioduri (Hg + I 2 = HgI 2). Iodul reacționează cu hidrogenul numai atunci când este încălzit și nu complet, formând iodură de hidrogen. Iodul nu se combină direct cu carbonul, azotul și oxigenul. Iodul elementar este un agent oxidant mai puțin puternic decât clorul și bromul. Hidrogenul sulfurat H 2 S, tiosulfatul de sodiu Na 2 S 2 O 3 și alți agenți reducători o reduc la I - (I 2 + H 2 S \u003d S + 2HI). Clorul și alți agenți oxidanți puternici în soluții apoase îl transformă în IO 3 - (5Cl 2 + I 2 + 6H 2 O \u003d 2HIO 3 H + 10HCl). Când este dizolvat în apă, iodul reacționează parțial cu acesta (I 2 + H 2 O = HI + HIO); în soluții apoase fierbinți de alcalii se formează iodură și iodat (3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O). Adsorbit pe amidon, iodul îl transformă în albastru închis; este utilizat în iodometrie și analiză calitativă pentru detectarea iodului.

Vaporii de iod sunt otrăvitori și irită mucoasele. Iodul are un efect cauterizant și dezinfectant asupra pielii. Petele de iod sunt spălate cu soluții de sodă sau tiosulfat de sodiu.

Obține iod. Materia primă pentru producția industrială a iodului este apa de foraj petrolier; alge marine, precum și soluții mamă de nitrat de sodiu chilian, care conțin până la 0,4% iod sub formă de iodat de sodiu. Pentru a extrage iod din apele uleioase (conțin de obicei 20-40 mg/l iod sub formă de ioduri), acestea sunt mai întâi tratate cu clor (2 NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2) sau acid azotos (2NaI + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 \u003d 2Na 2 SO 4 + 2NO + I 2 + 2H 2 O). Iodul eliberat este fie adsorbit de cărbune activ, fie suflat cu aer. Iodul adsorbit de cărbune este tratat cu alcalii caustici sau sulfit de sodiu (I 2 + Na 2 SO 3 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HI). Iodul liber este izolat din produșii de reacție prin acțiunea clorului sau a acidului sulfuric și a unui agent oxidant, de exemplu, dicromat de potasiu (K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6NaI \u003d K 2 SO 4 + 3Na 2 SO). 4 + Cr2 (SO4) S + 3I2). Când este suflat cu aer, iodul este absorbit cu un amestec de oxid de sulf (IV) cu vapori de apă (2H 2 O + SO 2 + I 2 = H 2 SO 4 + 2HI) și apoi iodul este înlocuit de clor (2HI + Cl). 2 = 2HCI + I 2). Iodul cristalin brut este purificat prin sublimare.

Utilizarea iodului. Iodul și compușii săi sunt utilizați în principal în medicină și chimie analitică, precum și în sinteza organică și fotografie.

Iod în organism. Iodul este un oligoelement esențial pentru animale și oameni. În solurile și plantele din zonele biogeochimice non-cernoziom-taiga-pădure, stepă uscată, deșert și munte, iodul este conținut în cantități insuficiente sau nu este echilibrat cu alte microelemente (Co, Mn, Cu); aceasta este asociată cu răspândirea gușii endemice în aceste zone. Conținutul mediu de iod în sol este de aproximativ 3,10 -4%, în plante aproximativ 2,10 -5%. Există puțin iod în apele potabile de suprafață (de la 10 -7 la 10 -9%). În zonele de coastă, cantitatea de iod din 1 m 3 de aer poate ajunge la 50 de micrograme, în zonele continentale și muntoase este de 1 sau chiar 0,2 micrograme.

Absorbția iodului de către plante depinde de conținutul compușilor săi în sol și de tipul plantelor. Unele organisme (așa-numitele concentratoare de iod), de exemplu, algele marine - fucus, kelp, phyllophora, acumulează până la 1% iod, unii bureți - până la 8,5% (în substanța scheletică a buretelui). Algele care concentrează iod sunt folosite pentru producția industrială. Iodul intră în corpul animalului cu hrană, apă, aer. Principala sursă de iod sunt alimentele vegetale și furajele. Absorbția iodului are loc în secțiunile anterioare ale intestinului subțire. Corpul uman acumulează de la 20 la 50 mg de iod, inclusiv aproximativ 10-25 mg în mușchi și 6-15 mg în glanda tiroidă. Folosind iod radioactiv (131 I și 125 I), s-a demonstrat că în glanda tiroidă, iodul se acumulează în mitocondriile celulelor epiteliale și face parte din diiodul și monoiodotirozinele formate în ele, care sunt condensate în hormonul tetraiodotironină (tiroxina) . Iodul este excretat din organism în principal prin rinichi (până la 70-80%), glandele mamare, salivare și sudoripare, parțial cu bilă.

În diferite provincii biogeochimice, conținutul de iod din rația zilnică variază (de la 20 la 240 de micrograme pentru om, de la 20 la 400 de micrograme pentru oi). Nevoia de iod a unui animal depinde de starea sa fiziologică, anotimp, temperatură, adaptarea organismului la conținutul de iod din mediu. Necesarul zilnic de iod la oameni și animale este de aproximativ 3 μg la 1 kg de greutate corporală (crește în timpul sarcinii, creștere crescută, răcire). Introducerea iodului în organism crește metabolismul de bază, intensifică procesele oxidative, tonifică mușchii, stimulează funcția sexuală.

În legătură cu o deficiență mai mare sau mai mică de iod în alimente și apă, se folosește sare de masă iodată, care conține de obicei 10-25 g de iodură de potasiu la 1 tonă de sare. Aplicarea îngrășămintelor care conțin iod poate dubla și tripla conținutul său în culturi.

Iodul în medicină. Preparatele care conțin iod au proprietăți antibacteriene și antifungice, au și un efect antiinflamator și de distracție; se folosesc extern pentru dezinfectia plagilor, pregatirea campului chirurgical. Atunci când sunt luate pe cale orală, preparatele cu iod afectează metabolismul, îmbunătățesc funcția glandei tiroide. Doze mici de iod (microiod) inhibă funcția glandei tiroide, acționând asupra formării hormonului de stimulare a tiroidei în lobii anteriori ai glandei pituitare. Deoarece iodul afectează metabolismul proteinelor și grăsimilor (lipidice), și-a găsit aplicație în tratamentul aterosclerozei, deoarece scade colesterolul din sânge; de asemenea, crește activitatea fibrinolitică a sângelui. În scopuri de diagnostic, se folosesc substanțe radioopace care conțin iod.

În cazul utilizării prelungite a preparatelor cu iod și cu o sensibilitate crescută la acestea, poate apărea iodism - secreții nazale, urticarie, edem Quincke, salivație și lacrimare, acnee (iododermie), etc. Preparatele cu iod nu trebuie luate cu tuberculoză pulmonară, sarcină, boli de rinichi. , piodermie cronică, diateză hemoragică, urticarie.

Iodul este radioactiv. Izotopii radioactivi artificiali ai iodului - 125 I, 131 I, 132 I și alții sunt utilizați pe scară largă în biologie și în special în medicină pentru a determina starea funcțională a glandei tiroide și pentru a trata o serie de boli ale acesteia. Utilizarea iodului radioactiv în diagnosticare este asociată cu capacitatea iodului de a se acumula selectiv în glanda tiroidă; utilizarea în scopuri terapeutice se bazează pe capacitatea radiației β a radioizotopilor de iod de a distruge celulele secretoare ale glandei. Când mediul este contaminat cu produse de fisiune nucleară, izotopii radioactivi ai iodului sunt incluși rapid în ciclul biologic, ajungând în cele din urmă în lapte și, în consecință, în corpul uman. Mai ales periculoasă este pătrunderea lor în corpul copiilor, a căror glanda tiroidă este de 10 ori mai mică decât cea a adulților și, de asemenea, are o radiosensibilitate mai mare. Pentru a reduce depunerea izotopilor radioactivi ai iodului în glanda tiroidă, se recomandă utilizarea preparatelor stabile de iod (100-200 mg per doză). Iodul radioactiv este absorbit rapid și complet în tractul gastrointestinal și depus selectiv în glanda tiroidă. Absorbția sa depinde de starea funcțională a glandei. Concentrații relativ mari de radioizotopi de iod se găsesc și în glandele salivare și mamare și în mucoasa tractului gastrointestinal. Iodul radioactiv care nu este absorbit de glanda tiroidă este aproape complet și relativ rapid excretat prin urină.

Documente similare

    Studiul conceptului și proprietăților de bază ale halogenilor - elemente chimice (fluor, clor, brom, iod și astatin) care alcătuiesc principalul subgrup al grupei VII a sistemului periodic D.I. Mendeleev. Efectele pozitive și negative ale halogenilor asupra corpului uman.

    prezentare, adaugat 20.10.2011

    Istoria descoperirii și locul în sistemul periodic al elementelor chimice D.I. Halogeni Mendeleev: fluor, clor, brom, iod și astatin. Proprietățile chimice și fizice ale elementelor, aplicarea lor. Abundența elementelor și producerea de substanțe simple.

    prezentare, adaugat 13.03.2014

    Elemente chimice legate de halogeni: fluor, clor, brom, iod și astatin. Caracteristicile chimice, numerele de serie ale elementelor, proprietățile lor fizice, energia de ionizare și electronegativitatea. Stari de oxidare a halogenului, energie de disociere.

    prezentare, adaugat 16.12.2013

    Conceptul și semnificația practică a halogenilor, proprietățile lor fizice și chimice, caracteristici distinctive. Caracteristici si metode de obtinere a halogenilor: iod, brom, clor, fluor, astatin. Reacții caracteristice acestor halogeni, domenii de utilizare a acestora.

    prezentare, adaugat 03.11.2011

    Caracteristicile generale ale elementelor chimice din grupa IV a tabelului periodic, prezența lor în natură și compuși cu alte nemetale. Obținerea germaniului, staniului și plumbului. Proprietățile fizico-chimice ale metalelor din subgrupa titanului. Scopuri de zirconiu.

    prezentare, adaugat 23.04.2014

    Halogenii sunt elemente chimice aparținând subgrupului principal al grupei VII a sistemului periodic al lui Mendeleev. Halogenii includ fluor, clor, brom, iod și astatin. Toți halogenii sunt agenți oxidanți energetici, prin urmare ei apar în natură numai sub formă de compuși.

    rezumat, adăugat 20.03.2009

    Clorul este al 17-lea element al tabelului periodic al elementelor chimice din perioada a treia, cu număr atomic 17. Un nemetal reactiv, aparține grupei halogenului. Proprietățile fizice ale clorului, interacțiunea cu metale și nemetale, reacții oxidative.

    prezentare, adaugat 26.12.2011

    Proprietățile elementelor subgrupului de azot, structura și caracteristicile atomilor. O creștere a proprietăților metalice în timpul tranziției elementelor de sus în jos în sistemul periodic. Distribuția azotului, fosforului, arsenului, antimoniului și bismutului în natură, aplicarea lor.

    rezumat, adăugat 15.06.2009

    Proprietățile fizice și chimice ale halogenilor, poziția lor în Tabelul Periodic al Elementelor al lui Mendeleev. Principalele surse și semnificația biologică de clor, brom, iod, fluor. Găsirea halogenilor în natură, producția lor și utilizarea industrială.

    prezentare, adaugat 12.01.2014

    Caracteristicile generale ale metalelor. Definiție, structură. Proprietăți fizice generale. Metode de obţinere a metalelor. Proprietățile chimice ale metalelor. Aliaje de metale. Caracteristicile elementelor principalelor subgrupe. Caracterizarea metalelor de tranziție.

Subgrup de mangan- elemente chimice din grupa a 7-a din tabelul periodic al elementelor chimice (conform clasificării învechite - elemente din subgrupa secundară a grupei VII). Grupul include metale de tranziție mangan Mn, tehnețiu Tc și reniu Re. Pe baza configurației electronice a atomului, elementul aparține și el aceluiași grup bohrium Bh, sintetizat artificial.

Ca și în alte grupuri, membrii acestei familii de elemente prezintă modele de configurație electronică, în special a învelișurilor exterioare, rezultând proprietăți fizice și comportament chimic similare:

Elementele din grupa 7 au 7 electroni de valență. Toate sunt metale refractare alb-argintiu. În seria Mn - Tc - Re activitatea chimică scade. Conductivitatea electrică a reniului este de aproximativ 4 ori mai mică decât cea a tungstenului. Acest metal este un material excelent pentru fabricarea filamentelor de lămpi electrice, care sunt mai puternice și mai durabile decât tungstenul obișnuit. În aer, manganul metalic compact este acoperit cu o peliculă subțire de oxid, care îl protejează de oxidarea ulterioară chiar și atunci când este încălzit. Dimpotrivă, în stare fin divizată, se oxidează destul de ușor.

Doi dintre cei patru membri ai grupului, tehnețiul și bohrium, sunt radioactivi cu un timp de înjumătățire destul de scurt, motiv pentru care nu se găsesc în natură.

Manganul aparține elementelor comune, reprezentând 0,03% din numărul total de atomi din scoarța terestră. Multe roci conțin cantități mici de mangan. În același timp, există și acumulări ale compușilor săi de oxigen, în principal sub formă de piroluzit mineral MnO 2 . Producția mondială anuală de minereuri de mangan este de aproximativ 5 milioane de tone.

Manganul pur poate fi obținut prin electroliza soluțiilor sărurilor sale. Aproximativ 90% din toată producția de mangan este consumată în fabricarea diferitelor aliaje pe bază de fier. Prin urmare, aliajul său cu un procent ridicat de fier, feromangan (60-90% Mn), este de obicei topit direct din minereuri, care este apoi folosit pentru a introduce mangan în alte aliaje. Topirea feromanganului dintr-un amestec de mangan și minereuri de fier se realizează în cuptoare electrice, iar manganul este redus cu carbon în funcție de reacție:

Tehnețiul nu se găsește în scoarța terestră. Cantități foarte mici din acesta au fost obținute artificial și s-a constatat că din punct de vedere al proprietăților chimice este mult mai aproape de reniu decât de mangan. Cu toate acestea, un studiu detaliat al elementului și al compușilor săi nu a fost încă efectuat.

Conținutul de reniu din scoarța terestră este foarte scăzut (9·10 −9%). Acest element este extrem de dispersat: chiar și mineralele cele mai bogate în reniu (molibdenite) îl conțin în cantități care de obicei nu depășesc 0,002% din greutate. Reniul și derivații săi nu s-au dovedit încă a fi de o utilizare largă. Cu toate acestea, în 2007, producția mondială de reniu era de aproximativ 45 de tone. Este, de asemenea, un element reactiv.

Elementele grupului 7B - mangan, tehnețiu obținut artificial, ren și bohrium obținut artificial - completează primele cinci decenii intercalare ale elementelor d. Configurația lor electronică de valență este (n-1)d 5 s 2 . Având doar 2 electroni pe învelișul exterior al atomului, manganul și analogii săi nu sunt capabili să atașeze electroni și, spre deosebire de halogeni (incluși în același grup cu aceștia), nu formează compuși cu hidrogen. Cu toate acestea, compușii cu hidrogen mai mari ai acestor elemente sunt într-o oarecare măsură similari cu compușii corespunzători ai halogenilor, deoarece șapte electroni pot participa la formarea legăturilor cu oxigenul din ei, ca în halogeni. Prin urmare, cea mai mare stare de oxidare a acestora este +7.

În compușii complecși, numerele de coordonare ale manganului: 4 și 6 și ale tehnețiului și reniului: 7, 8, 9.

Dintre elementele subgrupului de mangan, manganul în sine are cea mai mare importanță practică. Reniul este un element rar, cu toate acestea, datorită unui număr de proprietăți valoroase, își găsește aplicație în tehnologie. Tehnețiul nu se găsește în scoarța terestră. A fost obținut artificial prin bombardarea nucleelor ​​atomilor de molibden cu nucleele unui izotop greu de hidrogen - deuteronii.

Masa principală de mangan metalic este obținută în prezent prin reducerea aluminotermală a minereurilor de piroluzit, hausmanit sau carbonat și sulfurat precopt:

3Mn 3 O 4 + 8Al \u003d 9Mn + 4Al 2 O 3

Reniul este obținut din deșeurile din producția de cupru și molibden-tungsten. Printr-o serie de reacții succesive, reniul este transformat în perrenat de potasiu, care este redus cu hidrogen atunci când este încălzit:

2KReO 4 + 7H 2 = 2KOH + 2Re + 6H 2 O

Elementele subgrupului de mangan diferă semnificativ în ceea ce privește stabilitatea chimică. Manganul din seria electrochimică de tensiuni este situat între magneziu și zinc și este astfel un metal destul de activ, în timp ce tehnețiul și reniul sunt metale nobile.

Pentru mangan se pot obţine următorii oxizi: MnO, Mn 2 O 3 , MnO 2 , Mn 2 O 7 . Odată cu creșterea stării de oxidare a manganului, proprietățile oxizilor se schimbă de la bazic prin amfoter la acid:

MnO Mn2O3MnO2Mn2O7.

Scăderea sv-va de bază, acid - creștere.

Oxizii de tehnețiu și reniu, care corespund celor mai scăzute stări de oxidare, se obțin doar indirect. Când sunt încălzite în aer, ambele elemente formează oxizi mai mari E 2 O 7.

Stări stabile de oxidare ale manganului +2, +4, +7 în compuși acizi și săruri.

Oxid de mangan(II) MnO apare în natură sub formă de mici cristale verzi, slab solubile în apă. Când este încălzit în aer, se transformă în diverși oxizi:

MnO → MnO 2 → Mn 2 O 3 → MnO 3

MnO se dizolvă în acizi:



MnO + 2H+ + 5H20 → 2+

Tratarea aquacomplexului 2+ la pH=8,5 în atmosferă de hidrogen

duce la formarea de hidroxid de mangan (II) insolubil:

2+ + 2OH- → Mn(OH)2 ↓ + 6H2O

Hidroxidul de mangan (II) are proprietăți slab bazice, este oxidat de oxigenul atmosferic și de alți agenți oxidanți la acid permanganic sau sărurile sale de manganiți:

Mn(OH) 2 + H 2 O 2 → H 2 MnO 3 ↓ + H 2 O

Acidul permangan precipită.

Într-un mediu alcalin, Mn 2+ este oxidat la MnO 4 2-, iar într-un mediu acid, la MnO 4 -

MnSO 4 + 2KNO 3 + 4KOH→K 2 MnO 4 + 2KNO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

În procesele biologice, Mn 2+ nu modifică gradul de oxidare. Biocomplexele stabile de mangan din organism stabilizează această stare de oxidare. Efectul stabilizator se manifesta in timpul indelungat de retentie al cochiliei de hidratare.

MnO 2 este un compus de mangan natural stabil care apare în patru modificări. Toate modificările sunt de natură amfoteră și au dualitate redox:

MnO 2 + 2KI + 3CO 2 + H 2 O → I 2 + MnCO 3 + 2KHCO 3

6MnO 2 + 2NH 3 → 3Mn 2 O 3 + N 2 + 3H 2 O

4MnO 2 + 3O 2 + 4KOH → 4KMnO 4 + 2H 2 O

2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O

Derivate Mn (VII) este oxid de mangan Mn 2 O 7 iar forma sa hidratată este acidul mangan HMnO 4, cunoscut doar în soluție.

Sărurile acidului mangan sunt permanganați. Ionii provoacă culoarea violetă a soluțiilor. Permanganații sunt agenți oxidanți puternici. Această proprietate este utilizată în practica medicală pentru dezinfecție. KMnO 4 este utilizat în analiza titrimetrică pentru determinarea diverșilor agenți reducători (permanganatometrie), utilizați în ecologie pentru evaluarea poluării apelor uzate.

Grupa VII A include următoarele elemente: fluorF, clorCI, bromBr, iod I, astatinLa, - care au un nume comun halogeni, care înseamnă literal: producătoare de sare. Sunt nemetale și aparțin familiei elementelor p.

Halogenii (cu excepția astatinului) se găsesc pe scară largă în natură. Astatina se obține în principal prin mijloace artificiale. Conținutul total de astatin într-un strat al scoarței terestre de 1,6 km grosime este estimat la ≈ 70 mg. Este radioactiv (timpul de înjumătățire al celui mai stabil izotop este de 8,1 ore), puțin studiat și, prin urmare, nu îl vom lua în considerare.

Halogenii nu apar în natură într-o formă liberă și există doar într-o formă legată, adică. sub formă de legături cu alte elemente. Cele mai comune în natură sunt clorul și fluorul, conținutul lor fiind de 0,19%, respectiv 0,03% din masa scoarței terestre.

Compușii de clor și fluor sub formă de diferite minerale formează depozite independente pe uscat. Pentru clor, cele mai importante minerale naturale sunt sare gemaNaCl, carnalităKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O, silvinităKCl ∙ NaCl. Cele mai cunoscute minerale de fluor sunt fluorit sau spat fluorCaF 2 , criolitN / A 3 AlF 6 , fluorapatităCa 5 (PO 4 ) 3 F.

Bromul și iodul sunt elemente împrăștiate; nu formează depozite de minerale. Cantități semnificative de brom și iod, împreună cu alți halogeni, sunt conținute în apa de mare sub formă de diferite săruri, de unde sunt absorbite activ de alge.

Structura atomilor de halogen, proprietățile lor fizice și chimice

Atomii tuturor halogenilor conțin 7 electroni pe stratul exterior de electroni, a căror structură poate fi reprezentată după cum urmează:

Fluorul diferă de alți halogeni prin faptul că nu are un subnivel d pe stratul său exterior de electroni.

Unele caracteristici fizice ale atomilor de halogen sunt prezentate în Tabelul 4.

Tabelul 4. Caracteristici comparative ale unor proprietăți fizice ale halogenilor și substanțelor simple pe care le formează

Raza orbitală a unui atom, nm

Prima energie de ionizare (Г 0 – 1 ē → Г +1), kJ/mol

Afinitatea electronică, kJ/mol

Electronegativitatea după Pauling

Energia de legare într-o moleculă a unei substanțe simple G 2, kJ / mol

Lungimea legăturii într-o moleculă a unei substanțe simple, nm

Punctul de topire al substanțelor simple, o C

În stare normală, elementele grupului VIIA au un electron nepereche pe stratul exterior, deci pot forma o singură legătură covalentă cu alți atomi prin mecanismul de schimb (valența în acest caz va fi egală cu 1). La excitație, numărul de electroni neperechi din halogeni (cu excepția F) crește la 3, 5 sau 7 din cauza depășirii perechilor de electroni.

În consecință, posibilele valori de valență în formarea unei legături de către mecanismul de schimb în acest caz vor fi, de asemenea, egale cu 3, 5 sau 7.

Fluorul, spre deosebire de toți ceilalți halogeni, prezintă de obicei o valență de 1, deoarece nu își poate deconecta perechile de electroni. Teoretic, fluorul, ca element al celei de-a doua perioade, poate prezenta o valență maximă egală cu 4, dacă, pe lângă schimb, se ia în considerare și mecanismul donor-acceptor pentru formarea unei legături covalente. Într-adevăr, pe stratul exterior de electroni al atomului de fluor, împreună cu un electron nepereche, există și 3 perechi de electroni. Datorită acestora, acționând ca un donor, fluorul poate forma suplimentar 3 legături covalente. Adevărat, se poate presupune că fluorul va fi „reticent” în a face acest lucru, deoarece. este elementul cel mai electronegativ și are mai multe șanse să ia perechi de electroni decât să le dea unui alt atom, deși pentru partajare.

Este cunoscut compusul BF, în care multiplicitatea legăturilor este 3. Acest fapt poate fi explicat dacă presupunem că atomul de fluor a format o legătură prin mecanismul de schimb, iar celelalte două prin mecanismul donor-acceptor.

Halogeni (cu excepțiaF) în compuși pot prezenta atât stări de oxidare pozitive, cât și negative.

Ele arată o stare de oxidare pozitivă atunci când interacționează cu atomi cu mai multe elemente electronegative decât ei înșiși. În acest caz, halogenii acționează ca un agent reducător și donează electronii lor nepereche altor atomi din stratul exterior. Valoarea stării de oxidare în acest caz va fi egală cu +1 (în starea staționară), +3, +5, +7 (în starea excitată).

Fluorul nu poate prezenta o stare de oxidare pozitivă, deoarece este elementul cel mai electronegativ și în reacțiile chimice preia întotdeauna electroni de la alți atomi, acționând doar ca un agent oxidant, iar în toți compușii prezintă o stare de oxidare de -1.

Din acest motiv, obtinerea F 2 din fluoruri din punct de vedere chimic (folosind atomi ai unui alt element, adică oxidarea a 2 F - - 2ē = F 2 0 )) nu se poate face. Acest lucru se poate face numai electric (prin electroliza unei topituri de fluor, de exemplu, sareNaF ).

Alți halogeni prezintă o stare de oxidare negativă atunci când interacționează cu atomi cu elemente mai puțin electronegative decât ei înșiși. În acest caz, acţionează ca un agent de oxidare şi iau un electron lipsă de la alţi atomi până la terminarea stratului lor exterior. Valoarea gradului de oxidare în acest caz este egală cu -1.

Halogenii formează compuși de forma generală cu hidrogenul
.

Acestea sunt substanțe gazoase (bp HF ≈ 16 o C), foarte solubile în H 2 O. Soluțiile lor apoase au proprietăți acide, iar puterea acestor acizi din seria HF, HCl, HBr, HI crește de la stânga la dreapta. Cel mai slab acid este HF, cel mai puternic este HI. Acest lucru se datorează faptului că, în grupul de sus în jos, razele atomilor de halogen cresc, din cauza căreia puterea legăturii R-H este slăbită (pentru că lungimea ei crește) și ionii H + sunt despărțiți mai ușor.

Acidul fluorhidric sau fluorhidric HF este într-o anumită măsură mai slab decât toți ceilalți acizi halogenați și datorită capacității moleculelor sale de a forma asociați de tip (HF) n (unde n variază de la 1 la 8) datorită formării. a legăturilor de hidrogen:

H – F    H – F; H – F    H – F    H – F etc.

Cu oxigen, halogeni (cu excepțiaF) poate forma 4 tipuri de oxizi:

.

(Oxizii obținuți pentru clorCl 2 O, Cl 2 O 7; pentru brom -Br 2 O; pentru iod -eu 2 O, eu 2 O 5 , eu 2 O 7 . OxidR 2 O 3 nu a fost izolat în formă liberă pentru niciun halogen).

Oxizi obținuți pentru clor
Și
, în care prezintă stări de oxidare necaracteristice +4 și +6. Aceștia sunt compuși nesaturați cu valență predispuși la dimerizare. Au proprietăți paramagnetice, tk. atomii de clor din ele conțin un electron nepereche.

Toți oxizii sunt obținuți nu prin interacțiunea directă a substanțelor halogenate simple cu oxigenul, ci indirect. Aceștia sunt oxizi acizi. Când sunt dizolvate în H2O, formează acizi de o formă generală:

Pentru fiecare element, pe măsură ce starea sa de oxidare crește, puterea acizilor din acel rând crește de la stânga la dreapta. Forța acizilor, în care elementele prezintă aceeași stare de oxidare, scade într-un grup de sus în jos. De exemplu, pe rând: H O, H O, H O- cel mai puternic acid este HCuite. Acest lucru se datorează creșterii proprietăților metalice ale halogenilor din grupul de sus în jos, care, la rândul său, duce la o creștere a proprietăților de bază ale compușilor lor care conțin oxigen.

Fluorul formează compuși cu oxigenul
Și
, în care O prezintă o stare de oxidare pozitivă de +2 sau +1. Prin urmare, aceste substanțe nu sunt oxizi. Ca toți compușii halogen care conțin oxigen, aceștia sunt obținuți în principal indirect.

Halogenii formează substanțe simple (cu aceleași nume), ale căror molecule sunt formate din doi atomi legați printr-o singură legătură covalentă. ȘiF 2 ȘiCl 2 în condiții normale - gaze,Br 2 - lichid,eu 2 - un solid.

Forța de legătură în moleculele substanțelor simple scade de la clor la iod. F2 nu se încadrează din acest tipar, a cărui rezistență a legăturii este mult mai mică decât rezistența legăturii în molecula de Cl2 (Tabelul 4).

Astfel de proprietăți anormale ale fluorului pot fi explicate prin absența unui subnivel d vacant pe stratul exterior de electroni al atomilor săi.

Atomii de clor și alți halogeni au d-orbitali liberi și de aceea între ei în moleculele de substanțe simple există o interacțiune suplimentară donor-acceptor care întărește legătura. Acest lucru este prezentat în următoarea diagramă:

După cum rezultă din Tabelul 4, energia de ionizare, afinitatea electronilor și electronegativitatea relativă a atomilor de halogen dintr-un grup scad de sus în jos. În conformitate cu aceasta, vor scădea și proprietățile nemetalice ale halogenilor și, prin urmare, capacitatea de oxidare a atomilor lor și a substanțelor simple pe care le formează în grupul de sus în jos.

Fiecare halogen superior îi poate înlocui pe cei inferiori din compușii lor cu hidrogen și metale. Deci, de exemplu, Cl2 poate înlocui Br2 și I2. Și Br 2 poate înlocui doar I 2:

Сl 2 + 2HBr \u003d Br 2 + 2HCl

Br 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaBr

Aceste reacții au loc, de regulă, în soluții apoase, prin urmare F 2 nu participă la ele, deoarece descompune puternic apa:

2 F 2 + 2H 2 O \u003d 4 HF + O 2

Halogenii rămași sunt relativ ușor solubili în H2O și, într-o măsură și mai mică, interacționează reversibil cu acesta conform schemei:

G2 + H2O
NG + ONG

Mai mult, la trecerea de la clor la iod, echilibrul acestei reacții se deplasează din ce în ce mai mult spre stânga, iar pentru I 2 este practic necaracteristic.

Soluții Cl 2 Și Br 2 în apă se numesc, respectiv, apă clor și brom. Pe lângă halogenii înșiși, aceste soluții conțin produse ale interacțiunii lor cu H2O, ceea ce le conferă anumite proprietăți specifice.